ХИМИЧЕСКОЕ ОСАЖДЕНИЕ ИЗ ГАЗОВОЙ ФАЗЫ

1. Газотранспортные химические реакции в системе GaAs – h2o –h2

Термодинамические данные системы GaAs – H₂O – H₂

Функции	T, K	Вещество (состояние)
		Н2 (г)	Н2О (г)	As2 (г)	As4 (г)	Ga2O (г)	Ga2O3 (т)	Ga (ж)	GaAs (т)
ФТ ,	700	33,15	27,41	59,60	80,34	73,03	25,63	19,90	16,27
	800	33,72	48,09	60,29	81,88	74,07	27,38	20,79	16,76
	900	34,25	48,75	60,95	83,34	75,08	29,07	21,57,	17,20
	1000	34,76	49,38	61,58	84,76	76,04	30,71	22,27	17,65
	1100	35,24	49,99	62,17	86,11	76,96	32,30	22,90	18,10
	1200	35,69	50,58	62,74	87,35	77,83	33,82	23,48	18,43
	1300	36,13	51,14	63,28	88,36	78,66	35,24	24,01	18,88
	298	0	57,8	48,0	34,5	19,7	240	1,34	17,7

Для арсенида галлия GaAs роль транспортного агента могут выполнять пары воды H₂O. Основной газотранспортной реакцией при этом является следующая реакция с образованием летучего окисла Ga₂О :

(1.1)

Закон действующих масс для этой реакции имеет вид:

(1.2)

Обычно процесс проводится в открытой проточной системе, при атмосферном суммарном давлении.

Парциальное давление паров воды определяется точкой росы – давлением насыщенного пара. Относительная влажность вводимого в систему водорода можно выразить следующим параметром:

, (1.3)

где и число молей водорода и паров воды, подаваемых на вход реактора, и которые определяются исходными парциальными давлениями.

В изучаемой системе, наряду с основной газотранспортной реакцией (1.1), возможно протекание конкурирующих реакций, препятствующих транспорту арсенида галлия в газовой фазе с помощью паров воды. Это происходит вследствие "связывания" галлия в форме новой конденсированной фазы. Такими фазами являются нелетучий окисел Ga₂O₃ и жидкий галлий Ga. Следовательно, конкурирующие реакции имеют вид:

;

(1.4)

;

. (1.5)

Конкурирующие реакции подавляются, если их изобарный потенциал, вычисленный по уравнению изотермы Вант-Гоффа (1.19) имеет положительный знак (G > 0). В этом случае реакции (1.4) и (1.5) смещены влево, так что образование твердого окисла Ga₂O₃ не происходит. Начальным этапом термодинамического анализа является определение температурного хода констант равновесия.

2. Расчет констант химического равновесия

В справочной литературе часто термодинамические величины приводятся в связи с их абсолютными значениями, , полученными на основе спектроскопических данных. В частности, используется функция:

,

Термодинамический потенциал Ф_Т позволяет записать стандартный изобарный потенциал реакции в следующем виде:

. (1.6)

Константа химического равновесия k_p(T) связана с величиной аналогичным соотношением (1.8), и с учетом (2.6) получаем

. (1.7)

Стандартная теплота реакции вычисляется, как и ранее, по формуле (1.12), а величинаФ_Т – по общему правилу:

, (1.8)

	T, K	1 реакция	2 реакция	3 реакция
DФ	700	105,83	23,30333	66,86
	800	86,47	3,68	68,35
	900	87,13	4,04	69,69
	1000	87,7	4,376667	70,82
	1100	88,18	4,673333	71,77
	1200	88,82	5,01	72,84
	1300	89,17	5,243333	73,54
DH	298	121,5	5,6	86,08

T, K	Kp1(T)	Kp2(T)	Kp3(T)
700	0,000288217	6,306346	0,001168
800	0,000381791	0,670643	0,008886
900	0,003149444	0,769048	0,044013
1000	0,017122041	0,863111	0,159399
1100	0,068532259	0,950992	0,458255
1200	0,22407192	1,042181	1,142447
1300	0,596646409	1,119175	2,41433